QUÍMICA FÍSICA

CONSTANTE DE DISOCIACIÓN ÁCIDA - CONTINUACIÓN

Constantes de protonación [ editar ]

La disociación de un ácido monoprótico también se puede describir como la protonación de la base conjugada del ácido.

A ^- + H ⁺ ⇌ AH

Esto conduce a la definición de una constante de asociación (protonación), indicada aquí como _asociación K , como

$${\ displaystyle K _ {\ mathrm {asociación}} = \ mathrm {\ frac {[HA]} {[A ^ {-}] [H ^ {+}]}}}

La definición constante de disociación (desprotonación) se puede escribir como

$${\ displaystyle K _ {\ mathrm {disociación}} = \ mathrm {\ frac {[A ^ {-}] [H ^ {+}]} {[HA]}}}

Las definiciones muestran que los valores de las dos constantes son recíprocos entre sí y

pK _disociación = log ( _asociación K )

La situación es un poco más complicada con los ácidos polibásicos. Por ejemplo, con ácido fosfórico.

pK _a1 = log ( _asociación K _{, 3} )

pK _a2 = log ( _asociación K _{, 2} )

pK _a3 = log ( _asociación K _{, 1} )

Sustancias anfóteras [ editar ]

Una sustancia anfótera es una que puede actuar como un ácido o como una base, dependiendo del pH. El agua (arriba) es anfótera. Otro ejemplo de una molécula anfótera es el ion bicarbonato HCO - 
3 que es la base conjugada de la molécula de ácido carbónico H ₂ CO ₃ en el equilibrio.

H ₂ CO ₃ + H ₂ O ⇌ HCO - 
3 + H ₃ O ⁺

pero también el ácido conjugado de la carbonato de iones CO 2- 
3 en (a la inversa de) el equilibrio

HCO - 
3 + OH ^- ⇌ CO 2− 
3 + H ₂ O.

Los equilibrios de ácido carbónico son importantes para la homeostasis ácido-base en el cuerpo humano.

Un aminoácido también es anfótero con la complicación añadida de que la molécula neutra está sujeta a un equilibrio ácido-base interno en el que el grupo amino básico atrae y se une al protón del grupo carboxilo ácido, formando un zwitterión .

NH ₂ CHRCO ₂ H ⇌ NH + 
3 CHRCO - 
2

A un pH inferior a aproximadamente 5, tanto el grupo carboxilato como el grupo amino están protonados. A medida que aumenta el pH, el ácido se disocia según

NH + 
3 CHRCO
2 H⇌NH+ 
3 CHRCO- 
2 + H⁺

A pH alto puede tener lugar una segunda disociación.

NH + 
3 CHRCO - 
2 ⇌ NH
2 CHRCO- 
2 + H⁺

Por lo tanto, el zwitterion, NH + 
3 CHRCO - 
2 , es anfótero porque puede estar protonado o desprotonado.

Bases y basicidad [ editar ]

La constante de equilibrio K _b para una base se define generalmente como la asociación constante para la protonación de la base, B, para formar el ácido conjugado, HB ⁺ .

B + H ₂ O ⇌ HB ⁺ + OH ^-

Usando un razonamiento similar al usado antes

$${\ displaystyle K _ {\ mathrm {b}} = \ mathrm {\ frac {[HB ^ {+}] [OH ^ {-}]} {[B]}}}

$${\ displaystyle \ \ mathrm {p} K _ {\ mathrm {b}} = - \ log _ {10} \ left (K _ {\ mathrm {b}} \ right)}

K _b está relacionado con K _a para el ácido conjugado. En el agua, la concentración del ion hidróxido , [OH ^- ], está relacionada con la concentración del ion hidrógeno por K _w  = [H ⁺ ] [OH ^- ], por lo tanto

$${\ displaystyle \ mathrm {[OH ^ {-}]} = {\ frac {K _ {\ mathrm {w}}} {\ mathrm {[H ^ {+}]}}}}

La sustitución de la expresión para [OH ^- ] en la expresión para K _b da

$${\ displaystyle K _ {\ mathrm {b}} = {\ frac {[\ mathrm {HB ^ {+}}] K _ {\ mathrm {w}}} {\ mathrm {[B] [H ^ {+}] }}} = {\ frac {K _ {\ mathrm {w}}} {K _ {\ mathrm {a}}}}}

Cuando K _a , K _b y K _w se determinan en las mismas condiciones de temperatura y fuerza iónica, se deduce, tomando cologaritmos , que p K _b  = p K _w  - p K _a . En soluciones acuosas a 25 ° C, p K _w es 13.9965, ^[28] por lo que

$${\ displaystyle pK _ {\ mathrm {b}} \ approx 14-pK _ {\ mathrm {a}}}

Con suficiente precisión para los propósitos más prácticos. En efecto, no hay necesidad de definir p K _{b por}separado de p K _a , pero aquí se hace ya que a menudo solo los valores de p K _b se pueden encontrar en la literatura anterior.

Para hidróxidos metálicos, K _b también se puede definir como la constante de disociación para la pérdida de un ion hidróxido: B (OH) ⇌ B ⁺ + OH ^- o B (OH) ₂ ⇌ B (OH) ⁺ + OH ^- . ^[29] Este es el recíproco de una constante de estabilidad para la formación del complejo.

Debido a que la relación p K _b  = p K _w  - p K _{a se} mantiene solo en soluciones acuosas (aunque se aplican relaciones análogas a otros solventes), las subdisciplinas de la química como la química orgánica que generalmente tratan con soluciones no acuosas generalmente no usan p K _b como un Medida de la basicidad. En cambio, la p K _a del ácido conjugado, denotado por p K _aH , se cita cuando es necesario cuantificar la basicidad. Un valor más alto para p K _aH corresponde a una base más fuerte. Por ejemplo, los valores p K _aH (C ₅ H₅ N) = 5.25 yp K _aH ((CH ₃ CH ₂ ) ₃ N) = 10.75 indican que la trietilamina es una base más fuerte que la piridina.

Dependencia de la temperatura [ editar ]

Todas las constantes de equilibrio varían con la temperatura de acuerdo con la ecuación de van 't Hoff ^[30]

$${\ displaystyle {\ frac {\ operatorname {d} \ ln \ left (K \ right)} {\ operatorname {d} T}} = {\ frac {\ Delta H ^ {\ ominus}} {RT ^ {2 }}}}

R es la constante de gas y T es la temperatura absoluta . Así, para reacciones exotérmicas , (el cambio de entalpía estándar ,$${\ displaystyle \ Delta H ^ {\ ominus}}, es negativo) K disminuye con la temperatura, pero para reacciones endotérmicas ($${\ displaystyle \ Delta H ^ {\ ominus}}es positivo) K aumenta con la temperatura.

El cambio de entalpía estándar para una reacción es en sí mismo una función de la temperatura, de acuerdo con la ley de termoquímica de Kirchhoff :

$${\ displaystyle \ left ({\ frac {\ partial \ Delta H} {\ partial T}} \ right) _ {p} = \ Delta C_ {p}}

donde ΔC _p es el cambio de capacidad de calor a presión constante. En la práctica$${\ displaystyle \ Delta H ^ {\ ominus}} Puede tomarse como constante en un rango de temperatura pequeño.

Acidez en soluciones no acuosas [ editar ]

Es más probable que un solvente promueva la ionización de una molécula ácida disuelta en las siguientes circunstancias: ^[31]

1. Es un solvente prótico , capaz de formar enlaces de hidrógeno.
2. Tiene un alto número de donantes , por lo que es una base fuerte de Lewis .
3. Tiene una alta constante dieléctrica (permitividad relativa), por lo que es un buen disolvente para especies iónicas.

Los valores de p K _a de compuestos orgánicos a menudo se obtienen utilizando los disolventes apróticos dimetilsulfóxido (DMSO) ^[31] y acetonitrilo (ACN). ^[32]

Propiedades del disolvente a 25 ° C.

Solvente	Número de donante [31]	Constante dieléctrica [31]
Acetonitrilo	14	37
Dimetilsulfóxido	30	47
Agua	18	78

El DMSO se usa ampliamente como una alternativa al agua porque tiene una constante dieléctrica más baja que el agua, y es menos polar y, por lo tanto, disuelve las sustancias hidrófobas no polares con mayor facilidad. Tiene _un rango de p K medible de aproximadamente 1 a 30. El acetonitrilo es menos básico que el DMSO y, por lo tanto, en general, los ácidos son más débiles y las bases son más fuertes en este solvente. Algunos valores de p K _a a 25 ° C para acetonitrilo (ACN) ^{[33] [34] [35]} y dimetilsulfóxido (DMSO) ^[36] se muestran en las siguientes tablas. Se incluyen valores para el agua para comparación.

p K _a valores de ácidos

HA ⇌ A - + H +	ACN	DMSO	Agua
p -toluenosulfónico	8.5	0.9	fuerte
2,4-dinitrofenol	16.66	5.1	3.9
Ácido benzoico	21.51	11.1	4.2
Ácido acético	23.51	12.6	4.756
Fenol	29.14	18.0	9.99
BH + ⇌ B + H +	ACN	DMSO	Agua
Pirrolidina	19.56	10.8	11.4
Trietilamina	18.82	9.0	10.72
Esponja de proton	18.62	7.5	12.1
Piridina	12.53	3.4	5.2
Anilina	10.62	3.6	4.6

La ionización de los ácidos es menor en un solvente ácido que en el agua. Por ejemplo, el cloruro de hidrógenoes un ácido débil cuando se disuelve en ácido acético . Esto se debe a que el ácido acético es una base mucho más débil que el agua.

HCl + CH ₃ CO ₂ H ⇌ Cl ^- + CH
3 C (OH)+ 
2

ácido + base ⇌ conjugado base + conjugado ácido

Compare esta reacción con lo que sucede cuando el ácido acético se disuelve en el solvente más ácido ácido sulfúrico puro ^[37]

H ₂ SO ₄ + CH ₃ CO ₂ H ⇌ HSO - 
4 + CH
3 C (OH)+ 
2

Dimerización de un ácido carboxílico.

La improbable especie de diol geminal CH
3 C (OH)+ 
2 es estable en estos entornos. Para soluciones acuosas, laescala depHes lafunción de acidezmás conveniente. ^[38] Se han propuesto otras funciones de acidez para medios no acuosos, la más notable es lafunción de acidez de Hammett,H₀, paramediossuperácidosy su versiónHmodificada_-paramediossuperbásicos. ^[39]

En disolventes apróticos, oligómeros , tales como el conocido dímero de ácido acético , pueden formarse mediante enlaces de hidrógeno. Un ácido también puede formar enlaces de hidrógeno a su base conjugada. Este proceso, conocido como homoconjugación , tiene el efecto de mejorar la acidez de los ácidos, reduciendo sus valores efectivos de p K _a , al estabilizar la base conjugada. La homoconjugación aumenta el poder donador de protones del ácido toluensulfónico en solución de acetonitrilo en un factor de casi 800. ^[40]

En soluciones acuosas, la homoconjugación no ocurre, porque el agua forma enlaces de hidrógeno más fuertes a la base conjugada que el ácido.

Disolventes mezclados [ editar ]

p K _a de ácido acético en mezclas de dioxano / agua. Los datos a 25 ° C de Pine et al. ^[41]

Cuando un compuesto tiene una solubilidad limitada en agua, es una práctica común (por ejemplo, en la industria farmacéutica) determinar los valores de p K _a en una mezcla de disolventes como agua / dioxano o agua / metanol , en la que el compuesto es más soluble. ^[42] En el ejemplo que se muestra a la derecha, el valor de p K _a aumenta abruptamente al aumentar el porcentaje de dioxano a medida que disminuye la constante dieléctrica de la mezcla.

El valor de p K _a obtenido en un disolvente mixto no se puede utilizar directamente para soluciones acuosas. La razón de esto es que cuando el solvente está en su estado estándar, su actividad se define como una. Por ejemplo, el estado estándar de la mezcla de agua: dioxano con una relación de mezcla de 9: 1 es precisamente esa mezcla de solvente, sin solutos agregados. Para obtener el valor de p K _a para uso con soluciones acuosas, se debe extrapolar a una concentración de co-solvente cero a partir de los valores obtenidos de varias mezclas de co-solventes.

Estos hechos se ocultan por la omisión del solvente de la expresión que normalmente se usa para definir p K _a , pero los valores de p K _a obtenidos en un solvente mixto dado pueden compararse entre sí, dando concentraciones de ácido relativas. Lo mismo se aplica _{a los} valores de p K _a obtenidos en un disolvente no acuoso particular, como un DMSO.

A partir de 2008, no se ha desarrollado una escala universal, independiente del solvente, para las constantes de disociación ácida, ya que no se conoce una forma de comparar los estados estándar de dos solventes diferentes.

Factores que afectan los valores de p K _a [ editar ]

La segunda regla de Pauling es que el valor de la primera p K _a para los ácidos de fórmula XO _m (OH) _n depende principalmente del número de grupos oxo m , y es aproximadamente independiente del número de grupos hidroxi n , y también de átomo central X. Los valores aproximados de p K _a son 8 para m  = 0, 2 para m  = 1, −3 para m = 2 y <−10 para m  = 3. ^[23] Alternativamente, se han propuesto varias fórmulas numéricas, incluyendo p K _a  = 8 - 5 m (conocido como regla de Bell ),^[24] [43] p K _a  = 7 - 5 m , ^[25] [44] o p K _a  = 9 - 7 m . ^[24] La dependencia de m se correlaciona con el estado de oxidación del átomo central, X: cuanto más alto es el estado de oxidación, más fuerte es el oxiácido. Por ejemplo, p K _una de HClO es 7,2, por HClO ₂ es 2,0, por HClO ₃ es -1 y HClO ₄ es un ácido fuerte ( p K _un «0 ). ^[7]El aumento de la acidez al agregar un grupo oxo se debe a la estabilización de la base conjugada mediante la deslocalización de su carga negativa sobre un átomo de oxígeno adicional. ^[43] Esta regla puede ayudar a asignar una estructura molecular: por ejemplo, el ácido fosforoso (H ₃ PO ₃ ) tiene _{un valor de}K _a cerca de 2, lo que sugiere que la estructura es HPO (OH) ₂ , como se confirmó posteriormente mediante espectroscopia de RMN , y no P (OH). ) _3, que se esperaría que tuviera un ap K _a cerca de 8. ^[44]

Ácido fumárico

Acido maleico

Esponja de proton

Con los ácidos orgánicos, los efectos inductivos y los efectos mesoméricos afectan los valores de p K _a . Un simple ejemplo es proporcionado por el efecto de reemplazar los átomos de hidrógeno en ácido acético por el átomo de cloro más electronegativo. El efecto de extracción de electrones del sustituyente facilita la ionización, por lo que los valores sucesivos de p K _a disminuyen en las series 4.7, 2.8, 1.4 y 0.7 cuando están presentes 0, 1, 2 o 3 átomos de cloro. ^[45] La ecuación de Hammett , proporciona una expresión general para el efecto de los sustituyentes. ^[46]

log ( K _a ) = log ( K 0 
a ) +  ρσ .

K _a es la constante de disociación de un compuesto sustituido, K 0 
a es la constante de disociación cuando el sustituyente es hidrógeno, ρ es una propiedad del compuesto no sustituido y σ tiene un valor particular para cada sustituyente. Una gráfica de log ( K _a ) contra σ es una línea recta con un registro de intercepción ( K 0 
a ) y una pendiente ρ . Este es un ejemplo de una relación de energía libre lineal ya que log ( K _a ) es proporcional al cambio de energía libre estándar. Hammett originalmente ^[47]formulado la relación con los datos de ácido benzoico con diferentes substiuents en el orto - y párr - posiciones: algunos valores numéricos están en la ecuación de Hammett . Este y otros estudios permitieron que los sustituyentes se ordenaran de acuerdo con su poder de extracción de electrones o de liberación de electrones , y para distinguir entre los efectos inductivos y mesoméricos. ^[48] [49]

Los alcoholes normalmente no se comportan como ácidos en el agua, pero la presencia de un doble enlace adyacente al grupo OH puede disminuir sustancialmente la p K _a por el mecanismo del tautomerismo ceto-enol . El ácido ascórbico es un ejemplo de este efecto. La dicetona 2,4-pentanediona ( acetilacetona ) también es un ácido débil debido al equilibrio ceto-enol. En compuestos aromáticos, como el fenol , que tiene un sustituyente OH, la conjugación con el anillo aromático en su conjunto aumenta enormemente la estabilidad de la forma desprotonada.

Los efectos estructurales también pueden ser importantes. La diferencia entre el ácido fumárico y el ácido maleico es un ejemplo clásico. El ácido fumárico es el ácido (E) -1,4-but-2-enedioico, un isómero trans , mientras que el ácido maleico es el correspondiente isómero cis , es decir, el ácido (Z) -1,4-but-2-enedioico (ver cis- isomería trans ). El ácido fumárico tiene valores de p K _a de aproximadamente 3.0 y 4.5. Por el contrario, el ácido maleico tiene valores de p K _a de aproximadamente 1.5 y 6.5. La razón de esta gran diferencia es que cuando se elimina un protón del isómero cis (ácido maleico) se crea un fuerte enlace de hidrógeno intramolecular. Se forma con el grupo carboxilo restante cercano. Esto favorece la formación del maleato H ⁺ , y se opone a la eliminación del segundo protón de esa especie. En el isómero trans , los dos grupos carboxilo están siempre muy separados, por lo que no se observa enlaces de hidrógeno. ^[50]

La esponja de protón , 1,8-bis (dimetilamino) naftaleno, tiene _un valor de K _a 12,1. Es una de las bases de aminas más fuertes conocidas. La alta basicidad se atribuye al alivio de la tensión en la protonación y al fuerte enlace interno de hidrógeno. ^[51] [52]

Los efectos del solvente y la solvatación deben mencionarse también en esta sección. Resulta que estas influencias son más sutiles que las de un medio dieléctrico mencionado anteriormente. Por ejemplo, la esperada (por efectos electrónicos de los sustituyentes metilo) y observada en el orden de basicidad en fase gaseosa de las metilaminas, Me ₃ N> Me ₂ NH> MeNH ₂ > NH ₃ , se cambia por agua a Me ₂ NH> MeNH ₂ > Me ₃ N> NH ₃ . Las moléculas neutras de metilamina están unidas a hidrógeno a moléculas de agua principalmente a través de un aceptor, N-HOH, interacción y solo ocasionalmente solo un enlace donante más, NH-OH ₂. Por lo tanto, las metilaminas se estabilizan aproximadamente en la misma medida por hidratación, independientemente del número de grupos metilo. En marcado contraste, correspondientes cationes de metilamonio siempre utilizan todos los protones disponibles para donante NH-OH ₂ de unión. La estabilización relativa de los iones metilamonio disminuye así con el número de grupos metilo que explica el orden de la basicidad del agua de las metilaminas. ^[4]

Termodinámica [ editar ]

Una constante de equilibrio está relacionada con el cambio de energía estándar de Gibbs para la reacción, por lo que para una constante de disociación ácida

$${\ displaystyle \ Delta G ^ {\ ominus} = - RT \ ln K _ {\ mathrm {a}} \ approx 2.303RT \ \ mathrm {p} K _ {\ mathrm {a}}}.

R es la constante de gas y T es la temperatura absoluta . Tenga en cuenta que p K _a = −log ( K _a ) y 2.303 ≈ ln (10) . A 25 ° C, Δ G ^⊖ en kJ · mol ⁻¹ 5.708 p K _a (1 kJ · mol ⁻¹ = 1000 julios por mol ). La energía libre se compone de un término de entalpía y un término de entropía . ^[11]

$${\ displaystyle \ Delta G ^ {\ ominus} = \ Delta H ^ {\ ominus} -T \ Delta S ^ {\ ominus}}

El cambio de entalpía estándar se puede determinar por calorimetría o utilizando la ecuación de van 't Hoff , aunque es preferible el método calorimétrico. Cuando se han determinado tanto el cambio de entalpía estándar como la constante de disociación ácida, el cambio de entropía estándar se calcula fácilmente a partir de la ecuación anterior. En la siguiente tabla, los términos de entropía se calculan a partir de los valores experimentales de p K _a y Δ H ^⊖ . Los datos se seleccionaron críticamente y se refieren a 25 ° C y fuerza iónica cero, en agua. ^[11]

Los ácidos

Compuesto	Equilibrio	p K a	Δ G ⊖ (kJ · mol−1 ) [a]	Δ H ⊖ (kJ · mol−1 )	- T ΔS ⊖ (kJ · mol−1 ) [b]
HA = ácido acético	HA ⇌ H + + A -	4.756	27.147	−0.41	27.56
H 2 A + = Glicina H +	H 2 A + ⇌ HA + H+	2.351	13.420	4.00	9.419
	HA ⇌ H + + A -	9.78	55.825	44.20	11.6
H 2 A = ácido maleico	H 2 A ⇌ HA - + H+	1.92	10.76	1.10	9.85
	HA - ⇌ H + + A 2−	6.27	35.79	−3.60	39.4
H 3 A = ácido cítrico	H 3 A ⇌ H 2 A - + H +	3.128	17.855	4,07	13.78
	H 2 A - ⇌ HA 2− + H +	4.76	27.176	2.23	24.9
	HA 2− ⇌ A 3− + H+	6.40	36.509	−3.38	39.9
H 3 A = ácido bórico	H 3 A ⇌ H 2 A - + H +	9.237	52.725	13.80	38.92
H 3 A = ácido fosfórico	H 3 A ⇌ H 2 A - + H +	2.148	12.261	−8.00	20.26
	H 2 A - ⇌ HA 2− + H +	7.20	41.087	3.60	37.5
	HA 2− ⇌ A 3− + H+	12.35	80.49	16.00	54.49
HA - = sulfato de hidrógeno	HA - ⇌ A 2− + H +	1.99	11.36	−22.40	33.74
H 2 A = Ácido oxálico	H 2 A ⇌ HA - + H+	1.27	7.27	−3.90	11.15
	HA - ⇌ A 2− + H +	4.266	24.351	−7.00	31.35

1. ^ Δ G ^⊖ ≈ 2.303 RT p K _a
2. ^ Calculado aquí, a partir de losvaloresde Δ H y Δ G suministrados en la cita, usando - T ΔS ^⊖ = Δ G ^⊖ - Δ H ^⊖

Conjugado de ácidos de bases.

Compuesto	Equilibrio	p K a	ΔH ⊖ (kJ · mol −1 )	- T ΔS ⊖ (kJ · mol −1 )
B = amoniaco	HB + ⇌ B + H +	9.245	51.95	0.8205
B = metilamina	HB + ⇌ B + H +	10.645	55.34	5.422
B = trietilamina	HB + ⇌ B + H +	10.72	43.13	18.06

El primer punto a destacar es que, cuando p K _a es positivo, el cambio de energía libre estándar para la reacción de disociación también es positivo. En segundo lugar, algunas reacciones son exotérmicas y otras endotérmicas , pero cuando Δ H ^⊖ es negativo, T ΔS ^⊖ es el factor dominante, lo que determina que Δ G ^⊖ es positivo. Por último, la contribución de la entropía es siempre desfavorable ( Δ S ^⊖ <0 font=""> ) en estas reacciones. Los iones en solución acuosa tienden a orientar las moléculas de agua circundantes, que ordenan la solución y disminuyen la entropía. La contribución de un ion a la entropía es laentropía molar parcial que a menudo es negativa, especialmente para iones pequeños o altamente cargados. ^[53] La ionización de un ácido neutro implica la formación de dos iones para que la entropía disminuya ( Δ S ^⊖ <0 font=""> ). En la segunda ionización del mismo ácido, ahora hay tres iones y el anión tiene una carga, por lo que la entropía disminuye nuevamente.

Tenga en cuenta que el cambio de energía libre estándar para la reacción es para los cambios de los reactivos en sus estados estándar a los productos en sus estados estándar. El cambio de energía libre en el equilibrio es cero, ya que los potenciales químicos de los reactivos y los productos son iguales en el equilibrio.

Determinación experimental [ editar ]

Una curva de titulación calculada de ácido oxálico titulada con una solución de hidróxido de sodio.

Ver también: Determinación de constantes de equilibrio.

La determinación experimental de los valores de p K _a se realiza comúnmente mediante titulaciones , en un medio de alta fuerza iónica y a temperatura constante. ^[54] Un procedimiento típico sería el siguiente. Una solución del compuesto en el medio se acidifica con un ácido fuerte hasta el punto donde el compuesto está completamente protonado. La solución se titula con una base fuerte hasta que se eliminan todos los protones. En cada punto de la titulación, el pH se mide utilizando un electrodo de vidrio y un medidor de pH . Las constantes de equilibrio se encuentran ajustando los valores de pH calculados a los valores observados, utilizando el método de mínimos cuadrados . ^[55]

El volumen total de la base fuerte agregada debe ser pequeño en comparación con el volumen inicial de la solución de titrand para mantener la fuerza iónica casi constante. Esto asegurará que p K _a permanezca invariante durante la titulación.

Una curva de titulación calculada para el ácido oxálico se muestra a la derecha. El ácido oxálico tiene valores de p K _a de 1.27 y 4.27. Por lo tanto, las regiones tampón se centrarán a aproximadamente pH 1.3 y pH 4.3. Las regiones tampón llevan la información necesaria para obtener los valores p K _a medida que las concentraciones de ácido y base conjugada cambian a lo largo de una región tampón.

Entre las dos regiones tampón hay un punto final, o punto de equivalencia , a aproximadamente pH 3. Este punto final no es nítido y es típico de un ácido diprótico cuyas regiones tampón se superponen en una pequeña cantidad: p K _a2  - p K _a1 es alrededor de tres en este ejemplo. (Si la diferencia en los valores de p K fuera de aproximadamente dos o menos, el punto final no se notaría). El segundo punto final comienza a aproximadamente pH 6.3 y es agudo. Esto indica que todos los protones han sido eliminados. Cuando esto es así, la solución no se amortigua y el pH aumenta abruptamente con la adición de una pequeña cantidad de base fuerte. Sin embargo, el pH no continúa aumentando indefinidamente. Una nueva región tampón comienza a aproximadamente pH 11 (p K _w - 3), que es donde la autoionización del agua se vuelve importante.

Es muy difícil medir valores de pH de menos de dos en una solución acuosa con un electrodo de vidrio , porque la ecuación de Nernst se descompone a valores de pH tan bajos. Para determinar los valores de p K de menos de aproximadamente 2 o más de aproximadamente 11, se pueden utilizar mediciones espectrofotométricas ^[56][57] o RMN ^{[16] [58] en} lugar de, o combinadas con, mediciones de pH.

Cuando no se puede emplear el electrodo de vidrio, como ocurre con las soluciones no acuosas, se utilizan con frecuencia métodos espectrofotométricos. ^[34] Estos pueden involucrar mediciones de absorbancia o fluorescencia . En ambos casos, se supone que la cantidad medida es proporcional a la suma de las contribuciones de cada especie fotoactiva; con las mediciones de absorbancia se supone que se aplica la ley de Beer-Lambert .

Las soluciones acuosas con agua normal no se pueden usar para mediciones de ¹ H NMR pero en su lugar se debe usar agua pesada , D ₂ O. Sin embargo, los datos de ¹³ C NMR se pueden usar con agua normal y los espectros de ¹ H NMR se pueden usar con medios no acuosos. Las cantidades medidas con RMN son cambios químicos promediados en el tiempo , ya que el intercambio de protones es rápido en la escala de tiempo de RMN. Se pueden medir otros cambios químicos, como los de ³¹ P.

Micro-constantes [ editar ]

Espermina

Una base como la espermina tiene algunos sitios diferentes donde puede ocurrir la protonación. En este ejemplo, el primer protón puede ir al grupo terminal –NH ₂ , o cualquiera de los grupos internos –NH–. Los valores de p K _a para la disociación de espermina protonada en uno u otro de los sitios son ejemplos de micro-constantes . No se pueden determinar directamente mediante mediciones de pH, absorbancia, fluorescencia o RMN. Sin embargo, el sitio de protonación es muy importante para la función biológica, por lo que se han desarrollado métodos matemáticos para la determinación de micro-constantes. ^[59]

Aplicaciones y significado [ editar ]

El conocimiento de los valores de p K _a es importante para el tratamiento cuantitativo de sistemas que involucran equilibrios ácido-base en solución. Existen muchas aplicaciones en bioquímica ; Por ejemplo, el p K _a valores de proteínas y aminoácidos cadenas laterales son de gran importancia para la actividad de enzimas y la estabilidad de las proteínas. ^[60] Los valores de la proteína p K _a no siempre se pueden medir directamente, pero se pueden calcular utilizando métodos teóricos. Las soluciones tampón se utilizan ampliamente para proporcionar soluciones en o cerca del pH fisiológico para el estudio de reacciones bioquímicas; ^[61]El diseño de estas soluciones depende del conocimiento de los valores de p k _a de sus componentes. Las soluciones tampón importantes incluyen MOPS , que proporciona una solución con pH 7.2 y tricina , que se usa en electroforesis en gel . ^{[62] [63] El} almacenamiento en búfer es una parte esencial de la fisiología de la base ácida, incluida la homeostasis ácido-base , ^[64] y es clave para comprender trastornos como el desequilibrio ácido-base . ^{[65] [66] [67]}El punto isoeléctrico de una molécula dada es una función de su p KValores, por lo que diferentes moléculas tienen diferentes puntos isoeléctricos. Esto permite una técnica llamada enfoque isoeléctrico , ^[68] que se utiliza para la separación de proteínas mediante electroforesis en gel de poliacrilamida en gel 2-D .

Las soluciones tampón también desempeñan un papel clave en la química analítica . Se utilizan siempre que sea necesario fijar el pH de una solución a un valor particular. En comparación con una solución acuosa, el pH de una solución tampón es relativamente insensible a la adición de una pequeña cantidad de ácido fuerte o base fuerte. La capacidad tampón ^[69] de una solución tampón simple es mayor cuando pH = p K _a . En la extracción ácido-base , la eficiencia de la extracción de un compuesto en una fase orgánica, como un éter, se puede optimizar ajustando el pH de la fase acuosa utilizando un tampón apropiado. A un pH óptimo, se maximiza la concentración de las especies eléctricamente neutras; dicha especie es más soluble en disolventes orgánicos que tienen una constante dieléctrica baja que en agua. Esta técnica se utiliza para la purificación de ácidos y bases débiles. ^[70]

Un indicador de pH es un ácido débil o base débil que cambia de color en el rango de pH de transición, que es aproximadamente p K _un  ± 1. El diseño de un indicador universal requiere una mezcla de indicadores cuyo adyacente p K _a valores difieren en alrededor de dos, de modo que sus rangos de pH de transición se solapan.

En farmacología , la ionización de un compuesto altera su comportamiento físico y sus propiedades macro tales como la solubilidad y la lipofilicidad , log  p ). Por ejemplo, la ionización de cualquier compuesto aumentará la solubilidad en agua, pero disminuirá la lipofilia. Esto se explota en el desarrollo de fármacos para aumentar la concentración de un compuesto en la sangre mediante el ajuste de la p K _a de un grupo ionizable. ^[71]

El conocimiento de los valores de p K _a es importante para la comprensión de los complejos de coordinación , que se forman por la interacción de un ión metálico, M ^{m +} , que actúa como un ácido de Lewis , con un ligando , L, que actúa como una base de Lewis . Sin embargo, el ligando también puede experimentar reacciones de protonación, por lo que la formación de un complejo en solución acuosa podría representarse simbólicamente por la reacción

[M (H ₂ O) _n ] ^m + + LH ⇌ [M (H ₂ O) _n −1 L] ^{( m −1) +} + H ₃ O ⁺

Para determinar la constante de equilibrio para esta reacción, en la cual el ligando pierde un protón, se debe conocer la p K _a del ligando protonado. En la práctica, el ligando puede ser poliprótico; por ejemplo, EDTA ⁴⁻puede aceptar cuatro protones; en ese caso, todos los valores de p K _a deben ser conocidos. Además, el ion metálico está sujeto a hidrólisis , es decir, se comporta como un ácido débil, por lo que también deben conocerse los valores de p K para las reacciones de hidrólisis. ^[72]

La evaluación del peligro asociado con un ácido o base puede requerir un conocimiento de los valores de p K _a . ^[73] Por ejemplo, el cianuro de hidrógeno es un gas muy tóxico, porque el ion cianuro inhibe la enzima que contiene hierro citocromo c oxidasa . El cianuro de hidrógeno es un ácido débil en solución acuosa con ap K _ade aproximadamente 9. En soluciones fuertemente alcalinas, por encima de pH 11, digamos, se deduce que el cianuro de sodio está "totalmente disociado", por lo que el riesgo debido al gas de cianuro de hidrógeno se reduce mucho. Una solución ácida, por otro lado, es muy peligrosa porque todo el cianuro está en su forma ácida. La ingestión de cianuro por vía oral es potencialmente fatal, independientemente del pH, debido a la reacción con la citocromo c oxidasa.

En la ciencia ambiental , los equilibrios ácido-base son importantes para los lagos ^[74] y los ríos; ^[75] [76] por ejemplo, los ácidos húmicos son componentes importantes de las aguas naturales. Otro ejemplo ocurre en la oceanografía química : ^[77] para cuantificar la solubilidad del hierro (III) en el agua de mar en varias salinidades , los valores de p K _a para la formación de los productos de hidrólisis del hierro (III) Fe (OH) ²⁺ , Se determinaron Fe (OH) + 
2 y Fe (OH) ₃ , junto con el producto de solubilidad del hidróxido de hierro.. ^[78]

Valores para sustancias comunes [ editar ]

Existen múltiples técnicas para determinar la p K _a de un producto químico, lo que lleva a algunas discrepancias entre diferentes fuentes. Los valores bien medidos están típicamente dentro de 0.1 unidades entre sí. Los datos presentados aquí fueron tomados a 25 ° C en agua. ^[7] [79] Más valores se pueden encontrar en la termodinámica, arriba. Se puede encontrar una tabla de p K _a de ácidos de carbono, medida en DMSO, en la página sobre carbaniones .

Químico	Equilibrio	p K a
BH = Adenina	BH ⇌ B - + H +	4.17
	BH +  2 ⇌ BH + H +	9.65
H 3 A = ácido arsénico	H 3 A ⇌ H 2 A - + H +	2,22
	H 2 A - ⇌ HA 2− + H +	6.98
	HA 2− ⇌ A 3− + H +	11.53
HA = ácido benzoico	HA ⇌ H + + A -	4.204
HA = ácido butírico	HA ⇌ H + + A -	4.82
H 2 A = ácido crómico	H 2 A ⇌ HA - + H +	0.98
	HA - ⇌ A 2− + H +	6.5
B = codeína	BH + ⇌ B + H +	8.17
HA = Cresol	HA ⇌ H + + A -	10.29
HA = ácido fórmico	HA ⇌ H + + A -	3.751
HA = ácido fluorhídrico	HA ⇌ H + + A -	3,17
HA = ácido cianhídrico	HA ⇌ H + + A -	9.21
HA = seleniuro de hidrógeno	HA ⇌ H + + A -	3.89
HA = peróxido de hidrógeno (90%)	HA ⇌ H + + A -	11.7
HA = ácido láctico	HA ⇌ H + + A -	3.86
HA = ácido propiónico	HA ⇌ H + + A -	4.87
HA = fenol	HA ⇌ H + + A -	9.99
H 2 A = L - (+) - Ácido ascórbico	H 2 A ⇌ HA - + H +	4.17
	HA - ⇌ A 2− + H +	11.57